- •Б.Я. Брянский, т.А. Калинина
- •1.1. Основные понятия химической термодинамики 7
- •1. Конспект теоретического материала
- •1.1. Основные понятия химической термодинамики
- •1.1.1. Термодинамическая система
- •1.1.2. Состояния, свойства термодинамической системы.
- •1.2.1. Уравнение состояния термодинамической системы. Нулевой
- •1.2.2. Идеальный газ и его уравнение состояния
- •1.2.3. Реальный газ и его уравнения состояния
- •В критической точке одному давлению соответствует не три объёма, а один (см. Рис.1). Следовательно, для этой точки кубическое уравнение принимает следующий вид:
- •1.3. Первый закон термодинамики
- •1.3.1. Функции состояния и формы обмена энергией
- •1.3.2. Содержание первого закона термодинамики
- •1. При поглощении теплоты система увеличивает внутреннюю энергию и совершает работу:
- •2. При уменьшении внутренней энергии система выделяет теплоту и совершает работу:
- •1.3.3. Расчёт работы
- •1.3.4. Расчёт теплоты. Теплоёмкость
- •1.3.5. Адиабатический процесс
- •1.4. Начальные понятия термохимии
- •1.4.1. Тепловой эффект химической реакции с точки зрения
- •1.4.2. Стандартные молярные энтальпии (смэ) реакций и фазовых
- •1.5. Термохимические расчёты
- •1.5.1. Расчёт стандартной энтальпии реакции через стандартные энтальпии образования участников реакции
- •1.5.2. Расчёт стандартной энтальпии реакции через стандартные энтальпии сгорания участников реакции
- •1.5.3. Расчёт стандартной энтальпии реакции через энергии связей участников реакции
- •1.5.4. Расчёт стандартной энтальпии решётки (цикл Борна-Габера)
- •1.5.5. Расчёт стандартной энтальпии гидратации и
- •1.5.6. Расчёт энтальпии реакции при произвольной температуре
- •1.5.7. Связь энтальпии реакции с изменением внутренней энергии
- •1.6. Энтропия и второй закон термодинамики
- •1.6.1. Энтропия и её статистический смысл
- •1.6.2. Второй закон термодинамики
- •1.6.3. Расчёты изменения энтропии в равновесных процессах
- •1.7. Применение второго закона термодинамики к неизолированным изотермическим системам
- •1.7.1. Энергии Гельмгольца и Гиббса
- •1.7.2. Расчёт энергии Гиббса реакции
- •1.7.3. Термодинамические потенциалы. Соотношения Максвелла
- •1.8. Закон действующих масс
- •1.8.1. Химический потенциал. Фундаментальное уравнение Гиббса
- •1.8.2. Вывод закона действующих масс
- •1.8.3. Принцип Ле Шателье – Брауна
- •2. Лабораторные работы по термохимии
- •2.1. Общие замечания.
- •2.2. Определение постоянной калориметра
- •2.3. Лабораторная работа 1. Определение парциальной мольной энтальпии растворения вещества
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •2.4. Лабораторная работа № 2. Определение теплоты реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •2.5. Лабораторная работа № 3. Определение теплоты диссоциации слабой кислоты
- •Порядок выполнения работы
- •1. Определяют постоянную калориметра (см. П.2.1).
- •3. Определение теплоты реакции нейтрализации (Qнейтр) проводят по методике предыдущей лабораторной работы или используют табличные данные (по указанию преподавателя).
- •8. Рассчитывают теплоту реакции нейтрализации соляной кислоты гидроксидом натрия (Qнейтр) по методике предыдущей работы, либо используют справочные данные.
- •Контрольные вопросы
- •2.6. Лабораторная работа № 4. Определение теплоты гидратообразования соли
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •2.7. Лабораторная работа № 5. Определение теплоты реакции окисления щавелевой кислоты перманганатом калия
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •2.8. Лабораторная работа № 6. Определение теплоты испарения органических жидкостей
- •Порядок выполнения работы
- •Контрольные вопросы
- •5. Рассчитайте изменение внутренней энергии при испарении 1 моль органической жидкости, теплоту испарения которой вы определили экспериментально.
- •3. Рекомендации к практическим занятиям
- •3.1. Рекомендации для успешного решения задач
- •3.2. Материалы к практическим занятиям
- •3.2.1. Уравнения состояния идеальных и реальных газовых систем
- •3.2.2. Первый закон термодинамики. Вычисление внутренней энергии,
- •3.2.3. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса. Зависимость теплового эффекта от температуры. Формула Кирхгофа
- •3.2.4. Второй закон термодинамики. Вычисление изменения энтропии в различных процессах. Расчёт абсолютной энтропии веществ
- •3.2.5. Термодинамические потенциалы. Соотношения Максвелла
- •3.2.6. Закон действующих масс. Расчёт равновесного состава
- •3.2.7. Уравнение изотермы химической реакции
- •3.2.8. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнения
- •3.2.9. Методы расчета константы равновесия и энергии Гиббса реакции
- •4. Методические рекомедации и справочные материалы
- •4.1. Основные правила работы при проведении лабораторных работ по термохимии
- •4.2. Основные правила построения и оформления графиков
- •4.3. Рекомендации по применению международной системы единиц си
- •4.4.Таблицы физико-химических данных
- •Литература
- •Дополнительная
- •Часть 1 Издательство ОмГу
- •644077, Г. Омск, пр. Мира, 55а, госуниверситет
Порядок выполнения работы
1. Определяют постоянную калориметра, используя термометр Бекмана (см. п.2.1).
2. Теплоты растворения безводной соли и кристаллогидрата определяют по методике, аналогичной методике определения постоянной калориметра (термометр Бекмана настраивают между 20 и 30).
Для этого берут на аналитических весах две навески по 7,5 г растёртого в порошок кристаллогидрата. Первую навеску используют для определения теплоты растворения кристаллогидрата, а вторую переносят в фарфоровую чашку и нагревают до тех пор, пока не получится порошок безводной соли (исчезает голубая окраска). Переносят чашку с безводной солью в эксикатор. После остывания пересыпают безводную соль в предварительно взвешенный бюкс с крышкой. Бюкс вновь взвешивают. Проводят калориметрический опыт по растворению безводной соли. Для растворения CuSO4 берут 300 г воды, а для растворения навески CuSO4∙5H2O (300 – а) г воды, где а – масса кристаллизационной воды, содержащейся в навеске кристаллогидрата.
Результаты измерений заносят в таблицу (табл. 2.1)
4. Определяют истинное изменение температуры в ходе каждого опыта графическим методом.
5. Рассчитывают по экспериментальным данным теплоты растворения кристаллогидрата и безводной соли, используя уравнение теплового баланса (2-1) , а затем теплоту гидратообразования CuSO4∙5H2O по закону Гесса.
6. Сравнивают полученную величину с рассчитанной по интегральным теплотам растворения безводной соли и кристаллогидрата сульфата меди, приведённым в [6] и определяют относительную погрешность.
Контрольные вопросы
1. Что понимают под интегральной теплотой растворения соли?
2. Предложите калориметрическую методику определения содержания кристаллизационной воды в кристаллогидрате.
3. Можно ли только по одному калориметрическому опыту определить теплоту образования гидрата из соли и воды?
4. Рассчитайте, пользуясь справочными данными [6], теплоты гидрато-образования следующих солей: Nа2SО4·10Н2О,CuSO4∙3H2O, МgSO4∙6H2O.
5. Какие методы определения постоянной калориметра вы знаете?
2.7. Лабораторная работа № 5. Определение теплоты реакции окисления щавелевой кислоты перманганатом калия
Цель работы: определить опытным путём тепловой эффект реакции окисления щавелевой кислоты перманганатом калия и проверить степень полноты протекания реакции.
Перед выполнением работы проработайте теоретический материал по теме «Тепловые эффекты химических реакций. Следствия закона Гесса» по учебникам [1,гл.ll, §1,2; 2, гл. ll, §6]
Теплоты химических реакций могут быть определены непосредственно при проведении их в калориметре, если они протекают достаточно быстро и доходят до конца или до определённого равновесного состояния. В последнем случае необходимо после опыта определить степень превращения исходных веществ. В растворах все реакции доходят практически до конца, если хотя бы один из продуктов выпадает в осадок или выделяется в виде газа. Примером такой реакции может служить окисление щавелевой кислоты раствором KMnO4:
C2O4H2 ∙ 2H2O + 0,4KMnO4 + 0,6H2SO4 =K2SO4+0,4MnSO4+ 2CO2 + 3,6H2O + Q
При условии перемешивания реакционной смеси и низкого содержания CO2 в воздухе можно считать, что весь образующийся СО2 будет находиться в газообразном состоянии. Для оценки полноты протекания реакции необходимо провести два калориметрических опыта – один, когда щавелевая кислота для реакции взята в избытке, второй – в недостатке.
Реактивы и оборудование: дистиллированная вода, щавелевая кислота, 30 %-ный раствор H2SO4, 0,5 н раствор KMnO4. Калориметр, термометр Бекмана, воронка, мешалка, секундомер, цилиндры на 500 мл и 100 мл, 3 бюретки на 100 мл, аналитические весы.